Thème 1 : Constitution et transformations de la matière.

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Chapitre 10 : Conversion de l’énergie stockée dans

la matière organique.

I.Combustibles organiques usuels. Citer des exemples de combustibles usuels.

Ressources renouvelables (végétaux, déchets

organiques) : ces combustibles se forment

rapidement à l’échelle d’une vie humaine.

Ressources non renouvelables (charbon, pétrole,

etc.) : ces combustibles ne se reforment pas ou

lentement à l’échelle d’une vie humaine.

II.Modélisation d’une combustion par une réaction d’oxydoréduction. Écrire l’équation de réaction de combustion complète d’un alcane et d’un alcool.

L’équation de combustion.

L’équation d’une combustion complète fait intervenir un combustible (éthanol, alcane, etc.) avec un comburant comme le dioxygène O2. Cette réaction produit du dioxyde de carbone CO2 et en général de l’eau H2O (sauf dans le cas du charbon).

L'octane est un composant de l'essence et sa combustion a lieu à l'intérieur du moteur de nombreuses voitures. La réaction suivante correspond à la combustion de l'octane, un hydrocarbure.

Comment ajuster l’équation de réaction ? Combustion : réaction avec le dioxygène donnant de l’eau et du dioxyde de carbone :

C8H18+ O2→ CO2(g) + H2O

Il y a 8 carbones C8H18+ O2→ 8 CO2(g) + H2O

Il y a 18 hydrogènes C8H18+ O2→ 8 CO2(g) + 9 H2O

Il y a à droite 25 oxygènes donc 12,5 dioxygènes C8H18+ 12,5 O2→ 8 CO2(g) + 9 H2O On multiplie tous les coefficients par deux pour avoir des nombres entiers. 2 C8H18+25 O2→16 CO2(g) +18 H2O

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Oxydo-réduction. Ces réactions peuvent être modélisées par une réaction d’oxydoréduction entre les couples oxydant/réducteur : CO2/combustible et O2/H2O. Équations de réduction et d'oxydation

O2/H2O la demi-équation est : O2 (g) + 4H+(aq) + 4e- 2 H2O(l)

CO2/combustible la demi-équation est : combustible + CO2 (g) + e- On ajuste en ajoutant des H+ s’il manque de l’hydrogène et de l’eau s’il manque de l’oxygène.

III.Comment calculer l’énergie libérée lors d’une combustion ? Estimer l’énergie molaire de réaction pour une transformation en phase gazeuse à partir de la

donnée des énergies des l iaisons.

Mettre en œuvre une expérience pour estimer le pouvoir calorifique d’un combustible

Énergie de liaison.

Définition. Une molécule possède une énergie inférieur à celle des atomes qui le compose, cette différence d’énergie est appelée énergie de liaison.

On définit l'énergie de liaison, d’une liaison X-Y, comme l’énergie à fournir pour rompre cette liaison chimique entre les deux atomes X et Y. Les tables donnent toujours E X-Y l'énergie nécessaire pour rompre une mole de liaisons quand les réactifs et les produits sont gazeux :

(g) Y (g) X(g) XY L’énergie de liaison est toujours positive car la molécule est plus stable que l'ensemble des atomes isolés qui la constituent. Il faut donc fournir de l'énergie à la molécule pour la dissocier.

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Cas des molécules polyatomiques.

La dissociation de molécules.

L'énergie nécessaire à la dissociation d'une molécule est égale à la somme des énergies nécessaires pour rompre chacune des liaisons de cette molécule. On appelle cela l’énergie molaire de dissociation Ed .

Exemple :

Donc Ed(C3H8) = 2× El(C-C) + 8× El(C-H) = 2 × 346 + 8 × 411 = 3,98.103 kJ/mol La formation de molécules.

L'énergie nécessaire à la formation d'une molécule est égale à la somme des énergies nécessaires pour former chacune des liaisons de cette molécule. On appelle cela l’énergie molaire de formation Ef .

On part de 3 atomes de carbone et huit hydrogènes pour former du propane : Ef = 2× El(C-C) + 8× El(C-H) = 2 × 346 + 8 × 411 = 3,98.103 kJ/mol

Énergie molaire de réaction L’énergie de réaction est définie comme la variation d’énergie chimique qui accompagne la transformation d’un système siège d’une réaction chimique (toutes les espèces sont à l’état gazeux).

On appelle « énergie molaire de réaction » l’énergie libérée par une mole de réactif. L’énergie molaire d’une réaction chimique est égale à la différence entre l’énergie de dissociation des réactifs et l’énergie de formation des produits : Er=Ed−Ef. L’énergie libérée lors de cette réaction est proportionnelle à la quantité de matière de combustible brûlé : E=n⋅Er.

On part des réactifs dont on va calculer l’énergie nécessaire pour dissocier toutes les liaisons puis on arrive à partir des atomes que l’on va associer pour former les produits.

Exemple : Cl—Cl(g) + H—H(g) 2H—Cl(g) Pour passer des réactifs au produit, il faut rompre des liaisons Cl—Cl et H—H et des liaisons H—Cl s'établissent. On pourra représenter ces échanges énergétiques en utilisant les diagrammes suivants:

Le bilan énergétique de la transformation s'écrit : Er = Ed – Ef = ECl—Cl + EH—H – 2 EH—Cl

Pouvoir calorifique massique

Le pouvoir calorifique est une propriété des combustibles. Il s’agit de l’énergie libérée par la combustion d’un kilogramme de combustible

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Energie libérée lors d’une combustion. Lors d’une réaction chimique, des liaisons se cassent et d’autres se reforment. Casser des liaisons demande un apport d’énergie mais la formation de nouvelles liaisons en libère. Globalement, les réactions de combustion libèrent de l’énergie.

On appelle « énergie molaire de combustion » l’énergie libérée par une mole de combustible consommée lors d’une combustion complète.

Ainsi, lorsque n moles de combustible sont mises en jeu lors d’une combustion complète, l’énergie libérée est alors :

IV.Combustions et enjeux de société. Citer des applications usuelles qui mettent en œuvre des combustions et les risques associés.

Citer des axes d’étude actuels d’applications s’inscrivant dans une perspective de développement durable.